FISICO QUIMICA CALOR DE REAÇÕES IÔNICAS

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO MARANHÃO
CENTRO DE CIÊNCIAS EXATAS E TECNOLÓGICAS
CURSO DE ENGENHARIA QUÍMICA
RELATÓRIO DE FISICO QUÍMICA I
PROFESSOR: ROBERTO BATISTA
Adones Almeida Rocha
Alana Franca dos Santos
Maria Catarina Oliveira Marques
Cláudio José Martins Bittencourt Filho
Rute Sayuri Kano
CALOR DE REAÇÕES IÔNICAS
São Luís – MA
2016
INTRODUÇÃO
 Calor de reação iônica entre um ácido e uma base é denominado calor de neutralização. Em solução aquosa, os ácidos e as bases fortes encontram-se completamente dissociados, e o calor de neutralização é numericamente igual ao calor de dissociação da água com sinal contrário. 
	A maioria das reações químicas ocorre produzindo variações de energia, que frequentemente se manifestam na forma de variações de calor. A termoquímica ocupa-se do estudo quantitativo das variações térmicas que acompanham as reações químicas. Essas reações são de dois tipos: exotérmica, que liberam energia, e endotérmica que absorve energia.
FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA 
Todos os processos físicos e químicos envolvem, além das transformações materiais (reações químicas) e mudanças de estados físicos, variações energéticas. Desta maneira, um enfoque que e dado pela calorimetria, se baseia justamente em medir as variações energéticas que acompanham os processos físicos e químicos.
O calor é uma forma de energia e, segundo a Lei da Conservação da Energia, não pode ser criada e nem destruída, pode apenas ser transformada de uma forma para outra. Em vista disso, conclui-se que a energia liberada por uma reação química não foi criada, ela já existia antes, armazenada nos reagentes, sob outra forma, e a energia absorvida por uma reação química não se perdeu, ela permanece no sistema, armazenada nos produtos, sob outra forma. Cada substância, portanto, armazena certo conteúdo de calor, que será alterado quando a substância sofrer uma transformação.
A liberação de calor pela reação exotérmica significa que o conteúdo total de calor dos produtos á menor que o dos reagentes. Inversamente, a absorção de calor por uma reação endotérmica significa que o conteúdo total de calor armazenado nos produtos é maior que o dos reagentes. A energia armazenada nas substâncias (reagentes ou produtos) dá-se o nome de conteúdo de calor ou entalpia. Esta é usualmente representada pela letra H. A maioria das reações químicas ocorre em recipientes abertos. No decorrer desses processos pode ocorrer variação no volume do sistema, já a pressão feita pela atmosfera é sempre constante. 
As reações de neutralização sempre ocorrem entre um ácido, que libera o cátion H+, e entre uma base, que libera o ânion OH-. Esse tipo de reação é sempre exotérmico, ou seja, libera energia, pois parte da energia dos íons é utilizada para formar as ligações, que formam as moléculas de água e a energia restante é liberada. Desse modo, o valor da entalpia de neutralização será sempre negativo.
O valor da variação de entalpia ou calor de neutralização será sempre o mesmo para reações que ocorrerem entre ácidos e bases fortes.
No entanto, se a reação de neutralização ocorre com a presença de uma base ou de um ácido fracos, o valor do calor liberado será menor. Isso ocorre porque parte da energia liberada é usada também para ionizar mais ácido (se o ácido for fraco), ou para dissociar mais base (se a base for fraca).
	
OBJETIVOS 
Determinação do calor de neutralização de ácidos fortes e fracos e do calor de precipitação de um sal pouco solúvel. 
MATERIAS E REAGENTES
•	Calorímetro composto por frasco de Dewar, termômetro e agitador
•	béqueres de 50 ml
•	provetas de 50ml
•	Pipetas (volumétricas e graduadas)
•	Cronômetro 
•	Solução de hidróxido de sódio (NaOH)
•	Ácido sulfúrico (H2SO4)
•	Ácido nítrico (HNO3)
PARTE EXPERIMENTAL 
	O experimento se dividiu em três procedimentos, diferenciando o ácido adicionado ao calorímetro.
	Com uma proveta, foi adicionado 30 ml de solução hidróxido de sódio 
(NaOH) ao calorímetro, o sistema foi agitado e medido a temperatura com um termômetro. Foi anotado a temperatura da base quando a mesma permaneceu constante. Feito isso, foi medido em outra proveta, 30 ml da solução ácido nítrico (HNO3) e adicionado ao calorímetro. A leitura da temperatura foi feita em intervalos de 3 segundos até permanecer constante. 
	No segundo procedimento, ao invés de ácido nítrico, foi adicionado ácido sulfúrico (H2SO4) na solução de NaOH e anotado as devidas temperaturas.
	No terceiro procedimento, ácido acético (CH3COOH) foi adicionado a base (NaOH) e anotado as devidas temperaturas. 
RESULTADOS E DISCUSSÕES 
As temperaturas lidas no termômetro de cada experimento estão expostas nas tabelas 1, 2 e 3. 
	NaOH (25,4 °C) + HNO3 
	
	
	
	
	27 °C
	27,9 °C
	28,1 °C
	28,2 °C
	28,2 °C
	28,2 °C
Tabela 1 – Temperaturas depois da mistura de 30 ml de ácido (HNO3) e 30 ml de base (NaOH).
	NaOH (25,6 °C) + HNO3 
	
	
	
	
	26,2 °C
	27,2 °C
	27,7 °C
	28,3 °C
	28,3 °C
	28,3 °C
Tabela 2 – Temperaturas depois da mistura de 30 ml de ácido (H2SO4) e 30 ml de base (NaOH).
	NaOH (25,5 °C) + HNO3 
	
	
	
	
	26,6 °C
	27,2 °C
	27,4 °C
	27,7 °C
	27,7 °C
	27,7 °C
Tabela 3 – Temperaturas depois da mistura de 30 ml de ácido (CH3COOH) e 30 ml de base (NaOH).
	As variações das temperaturas foram calculadas e preenchidas na tabela 4. 
	Reações 
	ΔT ºC
	NaOH+ HNO3
	 2,8
	NaOH+ H2SO4
	 2,7
	NaOH+ CH3COOH
	 2,2
Tabela 4 – Variações da temperatura de cada reação lidas no calorímetro.
	As reações ocorridas foram as seguintes:
O cálculo do calor de neutralização e de precipitação é dado pelas seguintes fórmulas:
Os resultados estão escritos na tabela 5, (admitindo uma densidade próxima de 1 para as massas:
	Reações
	Q calgºC
	 ΔH J/mol
	NaOH+ HNO3
	306,908
	652,995
	NaOH+ H2SO4
	295,947
	986,49
	NaOH+ CH3COOH
	241,142
	492.126
Tabela 5 - Calor de neutralização e de precipitação
	O número de mols para cada substância envolvida, fazendo que foram colocados 30 g de cada é para ácido nítrico, ácido sulfúrico e ácido acético, respectivamente: 0,47 mols, 0,30 mols e 0,49 mols. Por se tratar de um ácido fraco, um ácido orgânico, o ácido acético possui menores valores para seu calor de neutralização, como observado pelos valores obtidos.
CONCLUSÃO 
 Verificou-se e visualizou-se de uma melhor maneira que o processo de calorimetria a pressão constante é bastante explicativo e deslumbrante, que na dissociação ou dissolução de certos reagentes pode-se provar a existência de energia através da comprovação pratica disso, comprovando-se também quem mesmo em reações de neutralizações ocorre liberação ou absorção de energia na forma de calor. Estas práticas nos ajudam a entender todo o conhecimento obtido em disciplinas anteriores e fixar melhor o aprendizado ganho.
REFERENCIAS 
ATKINS,P.W.; De Paula, . Físico-Química: 7ª ed,; vol. 1 Livros Técnicos e Científicos, Editora S.A.; Rio de Janeiro, 2002
BONFANTE, Pedroso. Calor de Dissolução. Disponível em: <http://www.mundoeducacao.com/quimica/entalpia/>. Acesso em 07 Ago 2016